2. ÍNDICE
Introducción
Material
y Reactivos
Fundamentos Teóricos
PROCESOS EXPERIMENTALES
1.-Determinación de la capacidad
calorífica del calorímetro
2.-Determinación de calores de
neutralización a presión constante
2.1.-Reacción
de neutralización de un
ácido fuerte y una base fuerte
3. 2.2.-Reacción
de neutralización de un
ácido débil por una base fuerte.
2.3.-Reacción de neutralización de un
ácido fuerte por una base débil.
3.-Determinación del calor de disolución
del cloruro de amonio.
4.-Aplicación de la Ley de Hess para
calcular AH para la reacción de
descomposición del cloruro de amonio.
5.-Conclusiones.
4. En esta práctica se
estudiara la cantidad de
calor que se absorbe y se
desprende de algunas
disoluciones acuosas. La
cantidad de calor asociada
a las reacciones químicas y
a los cambios físicos se
establece midiendo los
cambios de temperatura en
intervalos de tiempo
determinados.
5. Calorímetro
Termómetro
Placa calefactora
Probeta
2 Vasos de precipitados
Cronómetro
Hidróxido de sodio (NaOH)ac 3M
Ácido clorhídrico (HCl)ac 3M
Ácido acético (CH3COOH)ac 3M
Amoniaco (NH3)ac 3M
Cloruro de amonio (NH4Cl)s
Agua H2O
6. Existen dos tipos de reacciones, unas son las
reacciones exotérmicas en las cuales el sistema
libera calor, mientras que en las reacciones
endotérmicas el sistema absorbe calor del
entorno que le rodea.
La magnitud termodinámica utilizada para
expresar el calor liberado o absorbido por una
reacción química cuando el proceso se lleva a
cabo a presión constante se denomina entalpia.
Por esto las reacciones endotérmicas tienes
entalpia positiva mientras que las exotérmicas
son negativas.
7. La capacidad calorífica de una sustancia se
define como la cantidad de calor necesario
para elevar su temperatura en 1K
En la Ley de Hess se aplica la entalpía
estándar de formación, Ahºf, que es el cambio
de entalpía cuando se forma 1 mol de
compuesto a partir de sus elementos en su
forma más estable en condiciones estándar.
8. Determinación de la capacidad
calorífica del calorímetro.
Lo
primero que debemos hacer es
determinar la capacidad calorífica del
calorímetro para tenerlo de referencia.
Para
ello cogemos una probeta con 100
mL de H2O y los vertemos en un vaso de
precipitados en el anotaremos a que
temperatura se encuentra el agua (Tf),
estos 100 mL los añadimos directamente
al calorímetro.
9.
Repetimos de nuevo la misma acción pero con
agua calentada en la placa calefactora unos 30º
superior a la temperatura anterior (Tc) y
vertemos estos 100 mL en el calorímetro
también.
Agitamos el calorímetro con el termómetro
dentro y apuntamos la temperatura a intervalos
de 1 minuto durante 5 minutos.
Debemos realizar una grafica temperaturas
frente al tiempo, en la que observamos la
temperatura a tiempo cero. La temperatura
obtenida (T*m) es 37,6 ºC.
10.
Ahora debemos calcular el calor cedido, el
calor ganado y el calor del calorímetro,
tenemos como dato el calor especifico del
agua (ce= 1 cal/g·k), las expresiones son las
siguientes.
Qcedido= mcaliente·ce(T2-T*m)= 1850 cal
Qganado=mfría·ce(T*m-T1)= 1540 cal
Qcalorímetro= qcedido(agua) – qganado (agua)= 310 cal
Con estos datos podemos calcular ahora la
capacidad calorífica del calorímetro:
Eqc= qcalorimetro / (T*m-T1)= 20,13 cal/K
12. Reacción de neutralización de un
acido fuerte y una base fuerte.
Vertemos dentro del calorímetro 50 mL de
hidróxido de sodio 3M y otros 50 mL de
ácido clorhídrico 3M y hacemos lo mismo
que en el apartado 1, tomamos
temperatura nada mas mezclar las
disoluciones.
Después agitamos en el calorímetro
durante 5 minutos anotando tiempos y
temperaturas.
13. Una vez concluidos los 5 minutos realizamos la
grafica temperatura frente a tiempo y sacamos
la temperatura (To) =42,5ºC, como podemos
observar las mezclas estaban una a 23 grados
y la otra a 24, es decir, temperatura ambiente
pero en cuanto reaccionan una con la otra la
temperatura se eleva a casi el doble de la
temperatura ambiente.
También debemos calcular la temperatura (Ti)*
que es la media de las temperaturas iniciales
del ácido y de la base= 23,5ºC.
Ce=Cagua=
4,18 J/g·K
NaOH(ac) + HCl(ac) Na+(ac) + Cl-(ac) + H2O(l)
14. Ahora
calculamos como antes los
siguientes calores:
Qabs.mezcla= m·ce(To-Ti)= 7942 J
Qabs.calorímetro= eqc(To-Ti)= 1598,72 J
AHneutralización= - (qabs.mezcla + qabs.calorímetro)=
- 9540,72 J
Moles de NaCl formados= 0,1 moles
AHneutralización (en KJ/mol)= -95,4 KJ/mol
16. 2.2.-Reacción de neutralización
de un ácido débil por una base
fuerte.
Vertemos
dentro del calorímetro 50 mL de
hidróxido de sodio 3M y otros 50 mL de
ácido acético 3M y hacemos lo mismo que
en el apartado 1.
Tomamos
temperatura nada mas mezclar
las disoluciones y después agitamos en el
calorímetro durante 5 minutos anotando
tiempos y temperaturas.
17. Una vez concluidos los 5 minutos realizamos la
grafica temperatura frente a tiempo y sacamos la
temperatura (To) =41,2ºC, como podemos
observar las mezclas estaban una a 23,7 grados y
la otra a 22,5 es decir, temperatura ambiente pero
en cuanto reaccionan una con la otra la
temperatura se eleva a casi el doble de la
temperatura ambiente.
También debemos calcular la temperatura (Ti)* que
es la media de las temperaturas iniciales del ácido
y de la base= 23,1ºC. Ce=Cagua= 4,18 J/g·K
NaOH(ac) + CH3COOH(ac) CH3COO-(ac) + Na+(ac) + H2O(l
20. 2.3 Reacción de un acido fuerte
por una base débil
Vertemos dentro del calorímetro 50 mL de
amoniaco 3M y otros 50 mL de ácido
clorhídrico 3M y hacemos lo mismo que en
el apartado 1.
Tomamos temperatura nada mas mezclar
las disoluciones y después agitamos en el
calorímetro durante 5 minutos anotando
tiempos y temperaturas.
21.
Una vez concluidos los 5 minutos realizamos la
grafica temperatura frente a tiempo y sacamos
la temperatura (To) =35,7ºC, como podemos
observar las mezclas estaban una a 24,8
grados y la otra a 22,1, es decir, temperatura
ambiente en este caso al reaccionar la
temperatura no se eleva tanto como en los
casos anteriores.
También debemos calcular la temperatura (Ti)*
que es la media de las temperaturas iniciales
del ácido y de la base= 23,45ºC.
Ce=Cagua= 4,18 J/g·K
24. 3. Determinación del color de
disolución del cloruro de amonio
Pesamos unos 10 ó 11 gramos de NH4Cl, medimos
50 mL de agua y anotamos su temperatura y de
nuevo añadimos todo en el calorímetro, en el cual
tomaremos tiempos y temperaturas en intervalos de
1 minutos durante 5 minutos.
Finalmente realizaremos la gráfica temperatura/
tiempo para extraer la To= 11,3, en este caso la
temperatura al reaccionar el cloruro de amonio con el
agua disminuye considerablemente en torno a unos
11-12 grados e inicialmente el agua se encontraba a
21,7ºC.
NH4Cl(s) + H2O(l) NH4+(ac) + Cl-(ac)
27. 4. Aplicaciones de las leyes de
Hest para calcular AH para la
reacción de descomposición del
cloruro de amonio.
La entalpía estándar de formación de un
compuesto, AHof, es el cambio de entalpía
cuando se forma 1 mol de compuesto a partir
de sus elementos en su forma más estable
en condiciones estándar. Por definición la
AHof de la variedad más estable de un
elemento en su estado estándar es cero.
28.
Para calcular el cambio de entalpía estándar,
se calcula mediante las entalpías de reactivos
y de productos.
NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)
A1: NH3(ac) + HCl(ac) NH4+(ac) + Cl-(ac); AH1= 6151,3 J/mol
-AH1= 6151,3 J/mol
30. Como hemos observado durante toda la práctica, la
reacción entre las disoluciones nos da siempre
variaciones de temperatura ya sea aumentando o
disminuyendo.
También hemos podido ver que procesos son
endotérmicos y cuales son exotérmicos que sería el
verdadero objetivo de dicha practica.
Para concluir la práctica a través de la Ley de Hess
, coge los resultados obtenidos anteriormente para
poder obtener la entalpía de descomposición del
cloruro de amonio.
